Электронные формулы атомов

Задание

Составить конспект, в котором отразить следующие вопросы:

1. Строение атома (пданетарная модель Э.Резерфорда, постулаты Бора).

2. Квантовая теория: квантовые числа, их характеристика (главное, орбитальное, магнитное, спиновое)

3. Электронные формулы атомов. Составить электронные формулы атомов № 10-20.

4. Периодическая система химических элементов (структура ПС, изменение свойств элементов в периоде и в группе; лантаноиды, актиноиды; валентность по кислороду и водороду).

 

СТРОЕНИЕ АТОМА

       Цель: изучить строение атома, структуру периодической системы химических элементов, зависимость свойств химического элемента от его положения в периодической системе.

      План лекции

      1. Строение атома

      2. Квантовые числа

      3. Электронные формулы атомов

      4. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Строение атома

      Английский физик Э. Резерфорд в 1911 году предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели, атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Возникающая вследствие вращения электронов центробежная сила уравновешивается силой электростатического притяжения электронов к противоположно заряженному ядру. Размеры ядра очень малы по сравнению с размерами атома в целом: диаметр атома – величина порядка 10^-8 см, а диаметр ядра – порядка 10^-13 – 10^-12 см.

      Опыты по рассеянию α – частиц позволили не только обнаружить существование атомного ядра, но и определить его заряд. При этом оказалось, что величина положительного заряда ядра атома численно равна порядковому номеру элемента в периодической системе. Из электронейтральности атома следует, что и количество вращающихся вокруг ядра электронов равно порядковому номеру элемента. Порядковый номер элемента также показывает число протонов в ядре атома. Число нейтронов в ядре атома равно разности между относительной атомной массой элемента и его порядковым номером. Период, в котором расположен элемент, показывает число орбиталей, на которых расположены электроны.

      Предложенная Резерфордом ядерная теория строения атома получила широкое распространение, но в дальнейшем исследователи натолкнулись на ряд принципиальных трудностей. Так, согласно классической электродинамике электрон должен излучать энергию и двигаться не по окружности, а по спиралевидной кривой и в конце концов упасть на ядро, и существование атома должно прекратиться. В действительности атом очень устойчив и может существовать бесконечно долгое время.

      Следующим шагом в развитии представлений о строении атома явилась теория, созданная в 1913 г. датским физиком Нильсом Бором. Эта теория объединяла ядерную модель атома с квантовой теорией света. Согласно квантовой теории света, лучистая энергия испускается или поглощается телами отдельными порциями – квантами, а излучение представляет собой поток фотонов, энергия которых тем больше, чем выше частота излучения. Принимая во внимание линейчатый характер атомных спектров и положение квантовой теории света о прерывистом характере излучения, Бор в основу своей теории положил представление о дискретном, прерывном изменении энергии электрона в атоме.

      Основные положения свой теории Бор сформулировал в виде постулатов (постулат – утверждение, принимаемое без доказательства).

       Постулаты Бора:

      1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определённым круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных.

      2. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.

         3. Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения.

Квантовые числа

       По современным представлениям состояние электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами.

      Главное квантовое число n характеризует величину энергии электрона и может принимать только положительные целочисленные значения 1,2,3 и т.д. С увеличением главного квантового числа энергия электрона возрастает. Состояние электрона, отвечающее определённому значению главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Помимо энергии электрона главное квантовое число определяет размеры электронного облака: чем выше значение главного квантового числа, тем больше электронное облако. Электроны, характеризующиеся одним и тем же главным квантовым числом, имеют электронные облака приблизительно одинаковых размеров. Поэтому говорят о существовании в атоме электронных слоёв. Электронные слои обозначают буквами латинского алфавита K, L, M, N, O, причём К-слой является первым от ядра атома, ему соответствует главное квантовое число n = 1; L-слой является вторым и т.д. Электроны, образующие данный слой, могут обладать несколько отличающейся друг от друга энергией и иметь орбитали различных форм. Количество орбиталей для каждого значения n равно квадрату главного квантового числа (n²).

      Второе квантовое число l, описывающее форму электронного облака, называется орбитальным квантовым числом. При данном главном квантовом числе n орбитальное квантовое число l может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1. Соответствующие орбитали обозначаются строчными буквами латинского алфавита: s (l=0); p (l=1); d (l=2); f (l=3). Орбитальное квантовое число отображает энергию электрона на подуровне. Электроны с различными орбитальными квантовыми числами несколько отличаются друг от друга: их энергия тем выше, чем больше число l. Число возможных подуровней в каждом энергетическом уровне совпадает с порядковым номером электронного слоя, но фактически ни один энергетический уровень не содержит больше четырёх подуровней. Это справедливо для стационарного состояния атомов всех элементов. Так, первому энергетическому уровню соответствует s-подуровень, второму уровню – два подуровня: s и p, третьему уровню – три подуровня: s, p и d, четвёртому и следующим уровням – четыре подуровня: s, p, d и f.

      Ориентацию орбиталей в пространстве определяет третье квантовое число, называемое магнитным квантовым числом и обозначаемое m_l. При данном орбитальном квантовом числе l магнитное квантовое число m_l может принимать любые целочисленные значения от –l до + l, в том числе нулевое значение. Оно определяет число орбиталей в одном и том же электронном слое: одна s-орбиталь (m=0), три p-орбитали (m=-1; 0; +1), пять d-орбиталей (m=-2;-1; 0; +1; +2), семь f-орбиталей (m=-3;-2;-1; 0; +1; +2; +3). Орбитали с различными магнитными квантовыми числами, но с одинаковыми главным и орбитальным квантовыми числами характеризуются одной и той же энергией. Магнитное квантовое число есть вектор, следовательно, ему соответствует не только определённое числовое значение, но и направление, что выражается в знаках (+) и (-).

      Четвёртое квантовое число, называемое спином и обозначаемое m_s, раньше связывали с вращением электрона вокруг своей оси, но теперь ему не придают какого-либо наглядного образа и считают чисто квантово-механической величиной. Спин электрона может иметь два значения: +1/2    и -1/2. Согласно правилу Хунда (Гунда), атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определённого подуровня и так, чтобы суммарный спин электронов Σm_s был бы максимален, т.е. содержал бы наибольшее число неспаренных электронов. Суммарный спин спаренных электронов Σ[1/2 +(-1/2)] равен нулю.

↑

↑

↑

Σm_s = + 3/2 

Электронные формулы атомов

           Строение электронной оболочки атомов определяет химические свойства элемента, поэтому знание этого строения чрезвычайно важно для характеристики данного элемента. Общее число электронов в атоме, которые составляют электронную оболочку, равно порядковому номеру элемента в периодической системе Д. И. Менделеева.

      Строение электронной оболочки атома изображается электронной формулой, которая показывает расположение электронов по энергетическим уровням и подуровням (уровни обозначаются цифрами 1,2,3,4,…, подуровни – буквами s, p, d, f). Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху от буквы, показывающей подуровень (например, p³).

      Согласно принципу В. Паули, в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырёх квантовых чисел n, l, m_l, m_s. Энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более, чем 2n² электронов. Число электронов на данном энергетическом уровне N = 2n².

      Простейший атом – атом водорода. Он содержит один электрон, который расположен на s-подуровне 1-го энергетического уровня: 1s¹. Электронная формула атома гелия (содержит два электрона) выглядит так: 1s². На первом энергетическом уровне находится только s-орбиталь (число электронов на орбитали – не более двух), поэтому энергетический уровень в атоме гелия является завершённым.

      У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором находится не более восьми электронов. Вначале электроны заполняют s-, потом p- подуровень, например, ₃Li: 1s²2s¹, ₄Be: 1s²2s², ₅B: 1s²2s²2p¹, ₁₀Ne: 1s²2s²2p⁶ (завершённый второй энергетический уровень).

      Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней атомов можно представить при помощи следующей схемы:

          1s – 2s – 2p – 3s – 3p - 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s - ….

      Графические электронные формулы показывают распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. При этом используются следующие обозначения:

                              □                   ↑                       ↑↓

                       орбиталь      электрон   пара электронов

       По положению химического элемента в периодической системе можно описать строение его атома, характер оксида и гидроксида.

       План характеристики элемента:

       1. Положение химического элемента в периодической системе

       2. Строение атома

       3. Характер оксида, гидроксида

       4. Водородное соединение химического элемента